Säure-Base-Verhalten von Salz- und Arzneistofflösungen
Warum Salz- und Arzneistofflösungen sauer oder basisch reagieren, welche Stoffe amphoter sind und wie sich daraus die passende Säure-Base-Titration ergibt.
Das Wichtigste in Kürze
- Eine Kationsäure ist ein Kation, das ein Proton an Wasser abgibt, etwa hydratisiertes \(\ce{Fe^3+}\) oder \(\ce{NH4+}\); sie lässt Salzlösungen sauer reagieren.
- Eisen(III)-Salze reagieren am stärksten sauer, es folgen Aluminiumsalze; \(\ce{NH4Cl}\)-Lösung ist nur schwach sauer (pH deutlich unter 9,25).
- Amphoter sind \(\ce{Al(OH)3}\), \(\ce{Pb(OH)2}\), \(\ce{Zn(OH)2}\), Nicotinsäure und Pyridoxin, nicht aber \(\ce{Ni(OH)2}\); Aspartam liegt als Zwitterion vor.
- Hydrochloride, Sulfate und Citrate basischer Arzneistoffe wie Ethambutoldihydrochlorid reagieren sauer; Aminocapronsäure-Lösung hat pH 7 bis 8.
- Nitrazepam wird wasserfrei mit Perchlorsäure oder mit TBAH titriert, Nicotinsäure wässrig mit NaOH gegen Phenolphthalein.
Worum es geht
Viele Salze und Arzneistoffsalze reagieren in Wasser nicht neutral, weil ihre Ionen selbst Säuren oder Basen sind. Wer das abschätzen kann, versteht Prüfungen auf Acidität im Arzneibuch und wählt die richtige Titration für die Gehaltsbestimmung.
Kationsäuren
Ein Salz reagiert sauer, wenn sein Kation ein Proton an Wasser abgibt. Wie stark es das tut, verrät der \(\mathrm{p}K_a\)-Wert (siehe Protolysekonstanten).
Ein Kation, das als Brønsted-Säure ein Proton abgibt. Typisch sind hydratisierte, hoch geladene Metallionen und protonierte Stickstoffbasen wie \(\ce{NH4+}\).
Ein kleines Ion mit hoher Ladung zieht die Elektronen seiner Wasserliganden an. Die O-H-Bindung wird polarisiert, und ein Proton geht an das Lösungsmittel über:
\[\ce{[Fe(H2O)6]^3+ + H2O <=> [Fe(OH)(H2O)5]^2+ + H3O+}\]
Hexaaquaeisen(III) ist eine vergleichsweise starke Kationsäure, stärker als Benzoesäure. Lösungen von \(\ce{FeCl3}\), \(\ce{Fe(NO3)3}\) oder \(\ce{Fe2(SO4)3}\) reagieren daher am stärksten sauer. Es folgt Hexaaquaaluminium: \(\ce{Al2(SO4)3}\) und Aluminiumkaliumsulfat reagieren deutlich sauer.
Ammonium-, Hydrazinium- und Hydroxylammoniumsalze sind nur schwache Kationsäuren. Eine \(\ce{NH4Cl}\)-Lösung mit 0,1 mol/L hat \(\mathrm{pH} \approx \tfrac{1}{2}(9{,}25 + 1) \approx 5{,}1\). Sie liegt also deutlich unter 9,25, dem \(\mathrm{p}K_a\) von \(\ce{NH4+}\). Je kleiner der \(\mathrm{p}K_a\), desto saurer die Lösung bei gleicher Konzentration:
| Säure | \(\mathrm{p}K_a\) (ca.) |
|---|---|
| \(\ce{[Fe(H2O)6]^3+}\) | 2,2 |
| Benzoesäure | 4,2 |
| Essigsäure | 4,8 |
| \(\ce{[Al(H2O)6]^3+}\) | 5,0 |
| \(\ce{NH3OH+}\) | 6,0 |
| \(\ce{H2PO4-}\) (aus \(\ce{KH2PO4}\)) | 7,2 |
| \(\ce{N2H5+}\) | 8,1 |
| \(\ce{NH4+}\) | 9,25 |
Amphotere Stoffe
Amphoter ist ein Stoff, der je nach pH-Wert als Säure oder als Base reagiert. Klassische Beispiele sind die Hydroxide von Aluminium, Blei(II) und Zink. Sie lösen sich in Säuren und in Laugen:
\[\ce{Zn(OH)2 + 2 H3O+ -> Zn^2+ + 4 H2O}\]
\[\ce{Zn(OH)2 + 2 OH- -> [Zn(OH)4]^2-}\]
Anders verhält sich \(\ce{Ni(OH)2}\), denn es löst sich nur in Säuren und ist damit nicht amphoter.
Auch Arzneistoffe können amphoter sein, wenn sie eine saure und eine basische Gruppe tragen. Nicotinsäure besitzt eine Carboxylgruppe und einen Pyridin-Stickstoff. Pyridoxin gibt das Proton seiner phenolischen OH-Gruppe ab und wird am Pyridin-Stickstoff protoniert. Liegen beide Ladungen gleichzeitig im Molekül vor, spricht man von einem Zwitterion. Aspartam liegt in Wasser so vor.
Amphiphil heißt ein Molekül mit hydrophilem und lipophilem Teil, etwa ein Tensid. Das beschreibt die Löslichkeit und hat mit Säure-Base-Verhalten nichts zu tun.
pH von Arzneistofflösungen
Viele basische Arzneistoffe kommen als Salze starker Säuren in den Handel. Das protonierte Amin ist dann eine Kationsäure, die Lösung reagiert sauer. Ethambutoldihydrochlorid reagiert deshalb sauer und nicht neutral bis schwach alkalisch. Auch Isoprenalinsulfat reagiert sauer und färbt Phenolphthalein nicht rot.
Citrate verstärken den Effekt. In Pentoxyverincitrat und -hydrogencitrat tragen das protonierte Amin und die freien Carboxylgruppen der Citronensäure zur Acidität bei. Die Lösungen reagieren sauer. Aminocapronsäure (6-Aminohexansäure) liegt dagegen als Zwitterion vor, ihre Lösung hat pH 7 bis 8. Carbasalat-Calcium enthält die Acetylsalicylsäure als Calciumsalz. Eine Lösung mit 0,1 mol/L ist daher nicht stark sauer und liegt weit über pH 1 bis 2.
Nicht jeder Stickstoff ist basisch. In Nicotinamid ist das freie Elektronenpaar des Amid-Stickstoffs mit der C=O-Gruppe delokalisiert. Nur der Pyridin-Stickstoff ist schwach basisch, Nicotinamid ist also keine starke Base.
Indikatoren zeigen die pH-Lage grob an. Methylrot schlägt zwischen 4,4 und 6,2 von Rot nach Gelb um, Gelb bedeutet also einen pH-Anstieg. Phenolphthalein wird erst ab 8,2 rot.
Titrierbarkeit von Arzneistoffen
Aus dem Säure-Base-Verhalten folgt die Titration. Ausreichend starke Säuren titriert man in Wasser mit Natronlauge. Nicotinsäure wird mit Natriumhydroxid-Maßlösung gegen Phenolphthalein titriert. Salicylsäure löst sich schlecht in Wasser und wird daher wässrig-ethanolisch mit Natronlauge unter potentiometrischer Indikation bestimmt (mehr unter Titration von Carbonsäuren).
Zu schwache Säuren und Basen titriert man wasserfrei. Nitrazepam hat zwei passende Zentren: Der Imin-Stickstoff wird von Perchlorsäure protoniert, das Lactam-NH von Tetrabutylammoniumhydroxid deprotoniert.
Wird im Examen gerne gefragt: Nitrazepam lässt sich wasserfrei als Base mit Perchlorsäure und als schwache Säure mit TBAH titrieren. Wasserfreie Essigsäure ist ein geeignetes Lösungsmittel für solche Titrationen.
Details stehen bei der Perchlorsäuretitration und der TBAH-Titration. Aluminiumkaliumsulfat reagiert zwar sauer, sein Gehalt wird aber komplexometrisch mit Natriumedetat bestimmt (Aluminium und Bismut).
Quiz
Aussage 1
Nitrazepam kann in wasserfreiem Milieu sowohl mit Perchlorsäure als auch mit Tetrabutylammoniumhydroxid titriert werden.
Der Imin-Stickstoff wird von Perchlorsäure protoniert, das Lactam-NH von TBAH deprotoniert.
Aussage 2
Zinkhydroxid löst sich sowohl in Säuren als auch in Natronlauge.
\(\ce{Zn(OH)2}\) ist amphoter: Mit Säure entsteht \(\ce{Zn^2+}\), mit Lauge \(\ce{[Zn(OH)4]^2-}\).
Aussage 3
Eine wässrige \(\ce{NH4Cl}\)-Lösung mit 0,1 mol/L hat einen pH-Wert von etwa 9,25.
9,25 ist der \(\mathrm{p}K_a\) von \(\ce{NH4+}\). Die Lösung reagiert schwach sauer, ihr pH liegt bei etwa 5.
Aussage 4
Eine wässrige Lösung von Ethambutoldihydrochlorid reagiert schwach alkalisch.
Das protonierte Amin ist eine Kationsäure. Die Lösung reagiert sauer.
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